Verschillende anorganische stoffen ondergaan hydrolyse. Hydrolyse
Hydrolyse is de uitwisselingsreactie van een zout met water ( solvolyse met water In dit geval wordt de oorspronkelijke stof door water vernietigd, waarbij nieuwe stoffen ontstaan.
Omdat hydrolyse een ionenuitwisselingsreactie is, is de drijvende kracht ervan de vorming van een zwakke elektrolyt (precipitatie of (en) gasontwikkeling). Het is belangrijk om te onthouden dat de hydrolysereactie een omkeerbare reactie is (in de meeste gevallen), maar er is ook een onomkeerbare hydrolyse (deze gaat door tot het einde, er zal geen uitgangsstof in de oplossing zitten). Hydrolyse is een endotherm proces (bij een stijging van de temperatuur nemen zowel de hydrolysesnelheid als de opbrengst aan hydrolyseproducten toe).
Zoals uit de definitie blijkt dat hydrolyse een uitwisselingsreactie is, kan worden aangenomen dat een OH-groep naar het metaal gaat (+ een mogelijk zuurresidu als er een basisch zout wordt gevormd (tijdens de hydrolyse van een zout gevormd door een sterk zuur en een zwakke polyzuurbase)), en voor het zuurresidu is er een waterstofproton H + (+ een mogelijk metaalion en een waterstofion, met de vorming van een zuurzout, als een zout gevormd door een zwak meerbasisch zuur wordt gehydrolyseerd )).
Er zijn 4 soorten hydrolyse:
1. Zout gevormd door een sterke base en een sterk zuur. Omdat het hierboven al is vermeld, is hydrolyse een ionenuitwisselingsreactie, en deze vindt alleen plaats in het geval van de vorming van een zwakke elektrolyt. Zoals hierboven beschreven gaat een OH-groep naar het metaal en gaat een waterstofproton H + naar het zuurresidu, maar noch een sterke base, noch een sterk zuur zijn zwakke elektrolyten, daarom vindt er in dit geval geen hydrolyse plaats:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
De gemiddelde reactie is bijna neutraal: pH≈7
2. Zout wordt gevormd door een zwakke base en een sterk zuur. Zoals hierboven vermeld: een OH-groep gaat naar het metaal, en een waterstofproton H+ gaat naar het zure residu. Bijvoorbeeld:
NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl
NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -
NH4 + +HOH↔NH4OH+H+
Zoals uit het voorbeeld blijkt, verloopt de hydrolyse langs het kation, de reactie van het medium is een zure pH < 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:
FeCl2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl
Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -
Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +
3. Het zout wordt gevormd door een zwak zuur en een sterke base. Zoals hierboven vermeld: een OH-groep gaat naar het metaal en een waterstofproton H + gaat naar het zuurresidu. Bijvoorbeeld:
CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH
СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -
СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -
Hydrolyse verloopt langs het anion, de reactie van het medium is alkalisch, pH > 7. Bij het schrijven van de vergelijkingen voor de hydrolyse van een zout gevormd door een zwak meerbasisch zuur en een sterke base, moet de vorming van een zuur zout aan de rechterkant worden geschreven, de hydrolyse verloopt in 1 stap. Bijvoorbeeld:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3
2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -
CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -
4. Zout wordt gevormd door een zwakke base en een zwak zuur. Dit is het enige geval waarin de hydrolyse tot een einde komt en onomkeerbaar is (totdat het oorspronkelijke zout volledig is verbruikt).
CH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH
Dit is het enige geval waarin de hydrolyse tot een einde komt. Hydrolyse vindt zowel in het anion als in het kation plaats; de reactie van het medium is moeilijk te voorspellen, maar deze is bijna neutraal: pH ≈ 7.
Er is ook een hydrolyseconstante, beschouw dit aan de hand van het voorbeeld van een acetaation, dat dit aangeeft Ac- . Zoals uit de bovenstaande voorbeelden blijkt, is azijnzuur (ethaanzuur) een zwak zuur en daarom worden de zouten ervan gehydrolyseerd volgens het schema:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Laten we de evenwichtsconstante voor dit systeem vinden:
Weten ionisch product van water, we kunnen er de concentratie doorheen uitdrukken [ OH] - ,
Als we deze uitdrukking vervangen door de vergelijking voor de hydrolyseconstante, krijgen we:
Als we de waterionisatieconstante in de vergelijking vervangen, krijgen we:
Maar de constante dissociatie van het zuur (in het voorbeeld van zoutzuur) is gelijk aan:
Waar is een gehydrateerd waterstofproton: . Hetzelfde geldt voor azijnzuur, zoals in het voorbeeld. Als we de waarde voor de zuurdissociatieconstante vervangen door de hydrolyseconstantevergelijking, krijgen we:
Zoals uit het voorbeeld blijkt: als het zout wordt gevormd door een zwakke base, zal de noemer de dissociatieconstante van de base bevatten, berekend op dezelfde basis als de dissociatieconstante van het zuur. Als het zout wordt gevormd door een zwakke base en een zwak zuur, dan is de noemer het product van de dissociatieconstanten van het zuur en de base.
mate van hydrolyse.
Er is nog een andere waarde die hydrolyse kenmerkt: de mate van hydrolyse.α. Wat gelijk is aan de verhouding tussen de hoeveelheid (concentratie) zout die hydrolyse ondergaat en de totale hoeveelheid (concentratie) opgelost zoutDe mate van hydrolyse hangt af van de zoutconcentratie en de temperatuur van de oplossing. Het neemt toe met verdunning van de zoutoplossing en met een stijging van de temperatuur van de oplossing. Bedenk dat hoe verdunder de oplossing, hoe lager de molaire concentratie van het oorspronkelijke zout; en de mate van hydrolyse neemt toe met toenemende temperatuur, aangezien hydrolyse een endotherm proces is, zoals hierboven vermeld.
De mate van zouthydrolyse is hoe hoger, hoe zwakker het zuur of de base die het vormt. Zoals volgt uit de vergelijking voor de mate van hydrolyse en soorten hydrolyse: met onomkeerbare hydrolyseα≈1.
De mate van hydrolyse en de hydrolyseconstante zijn met elkaar verbonden via de Ostwald-vergelijking (Wilhelm Friedrich Ostwald-sverdunning akon Ostwald, ingefokt 1888jaarDe verdunningswet laat zien dat de mate van dissociatie van elektrolyten afhangt van de concentratie en dissociatieconstante. Laten we de initiële concentratie van de stof nemen alsC 0, en het gedissocieerde deel van de substantie - voorγ, denk aan het dissociatieschema van een stof in oplossing:
AB↔A + +B -
Dan kan de wet van Ostwald als volgt worden uitgedrukt:
Bedenk dat de vergelijking concentraties bevat op het moment van evenwicht. Maar als de substantie enigszins gedissocieerd is, dan (1-γ) → 1, wat de Ostwald-vergelijking in de vorm brengt: K d \u003d γ 2 C 0.
De mate van hydrolyse is op soortgelijke wijze gerelateerd aan de constante:
In de overgrote meerderheid van de gevallen wordt deze formule gebruikt. Maar indien nodig kunt u de mate van hydrolyse uitdrukken met de volgende formule:
Speciale gevallen van hydrolyse:
1) Hydrolyse van hydriden (verbindingen van waterstof met elementen (hier beschouwen we alleen metalen uit de groepen 1 en 2 en metam), waarbij waterstof een oxidatietoestand van -1 vertoont):
NaH+HOH →NaOH+H 2
CaH 2 + 2HOH → Ca(OH) 2 + 2H 2
CH 4 +HOH → CO + 3H 2
De reactie met methaan is een van de industriële methoden om waterstof te produceren.
2) Hydrolyse van peroxiden.Peroxiden van alkali- en aardalkalimetalen worden door water ontleed, onder vorming van het overeenkomstige hydroxide en waterstofperoxide (of zuurstof):
Na 2 O 2 +2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2
Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2NaOH + O 2
3) Hydrolyse van nitriden.
Ca 3 N 2 + 6HOH → 3Ca (OH) 2 + 2NH 3
4) Hydrolyse van fosfiden.
K 3 P+3HOH → 3KOH + PH 3
ontsnappend gas PH 3-fosfine, zeer giftig, tast het zenuwstelsel aan. Het is ook in staat tot zelfontbranding bij contact met zuurstof. Heb je ooit 's nachts door een moeras gelopen of langs begraafplaatsen gelopen? We zagen zeldzame uitbarstingen van licht - "zwervende lichten", die verschijnen als fosfine verbrandt.
5) Hydrolyse van carbiden. Hier zullen twee reacties worden gegeven die praktische toepassing hebben, omdat met hun hulp 1 leden van de homologe reeks alkanen (reactie 1) en alkynen (reactie 2) worden verkregen:
Al 4 C 3 +12 HOH → 4 Al (OH) 3 +3CH 4 (reactie 1)
CaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reactie 2, het product is acyleen, volgens UPA Met ethyn)
6) Hydrolyse van siliciden. Als resultaat van deze reactie wordt 1 vertegenwoordiger van de homologe reeks silanen gevormd (er zijn er in totaal 8). SiH4 is een monomeer covalent hydride.
Mg 2 Si + 4HOH → 2Mg (OH) 2 + SiH 4
7) Hydrolyse van fosforhalogeniden. Fosforchloriden 3 en 5, respectievelijk zuurchloriden van fosfor- en fosforzuren, zullen hier worden beschouwd:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl
8) Hydrolyse van organische stoffen Vetten worden gehydrolyseerd, onder vorming van glycerol (C 3 H 5 (OH) 3) en carbonzuur (een voorbeeld van beperkend carbonzuur) (C n H (2n + 1) COOH)
Esters:
CH 3 COOCH 3 + H 2 O↔CH 3 COOH + CH 3 OH
Alcohol:
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Levende organismen voeren tijdens reacties de hydrolyse van verschillende organische stoffen uit katabolisme met deelname enzymen. Bijvoorbeeld tijdens hydrolyse met de deelname van spijsverteringsenzymen eiwitten worden afgebroken tot aminozuren, vetten tot glycerol en vetzuren, polysachariden tot monosachariden (bijvoorbeeld tot glucose).
Wanneer vetten worden gehydrolyseerd in aanwezigheid van alkaliën, zeep; hydrolyse van vetten in aanwezigheid katalysatoren aangevraagd te verkrijgen glycine en vetzuren.
Taken
1) De dissociatiegraad a van azijnzuur in een 0,1 M oplossing bij 18 ° C is 1,4 · 10 -2. Bereken de zuurdissociatieconstante K d (Hint: gebruik de Ostwald-vergelijking).
2) Welke massa calciumhydride moet in water worden opgelost om het vrijkomende gas te reduceren tot ijzer? 6,96 g ijzeroxide ( II, III)?
3) Schrijf de vergelijking voor de reactie Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Bereken de graad, de constante van de hydrolyse van het Na 2 SO 3-zout voor de concentratie Cm = 0,03 M, waarbij alleen rekening wordt gehouden met de eerste hydrolysefase. (De dissociatieconstante van zwaveligzuur wordt gelijk gesteld aan 6,3∙10 -8)
Oplossingen:
a) Vervang deze problemen door de verwateringswet van Ostwald:
b) K d \u003d [C] \u003d (1,4 10 -2) 0,1 / (1 - 0,014) \u003d 1,99 10 -5
Antwoord. K d \u003d 1,99 10 -5.
c) Fe 3 O 4 + 4H 2 → 4H 2 O + 3Fe
CaH 2 +HOH → Ca(OH) 2 +2H 2
We vinden het aantal mol ijzeroxide (II, III), dit is gelijk aan de verhouding van de massa van een bepaalde stof tot zijn molaire massa, we krijgen 0,03 (mol). Volgens het CRS vinden we dat de mol calciumhydride is 0,06 (mol), wat betekent dat de massa calciumhydride gelijk is aan 2,52 (gram).
Antwoord: 2,52 (gram).
d) Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 3СO2 + 2Fe (OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4
e) Natriumsulfiet ondergaat anionhydrolyse, de reactie van het zoutoplossingsmedium is alkalisch (pH > 7):
DUS 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
De hydrolyseconstante (zie bovenstaande vergelijking) is: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 \u003d 1,58 * 10 -7
De hydrolysegraad wordt berekend met de formule α 2 /(1 - α) = K h /Co.
Dus α \u003d (K h / C 0) 1/2 \u003d (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3 * 10 -3
Antwoord: K h = 1,58 * 10 -7; α = 2,3 * 10 -3
Redacteur: Kharlamova Galina Nikolajevna
Hydrolyse neemt een bijzondere plaats in onder de uitwisselingsreacties. Over het algemeen is hydrolyse de ontleding van stoffen door water. Water is een van de meest actieve stoffen. Het werkt op een grote verscheidenheid aan klassen verbindingen: zouten, koolhydraten, eiwitten, esters, vetten, enz. Tijdens de hydrolyse van niet-metaalverbindingen worden meestal twee zuren gevormd, bijvoorbeeld:
PCl 3 + 3 H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3 HCl
In dit geval verandert de zuurgraad van de oplossingen in vergelijking met de zuurgraad van het oplosmiddel.
In de anorganische chemie heeft men meestal te maken met de hydrolyse van zouten, d.w.z. met de uitwisselingsinteractie van zoutionen met watermoleculen, waardoor het evenwicht van de elektrolytische dissociatie van water verschuift.
Zout hydrolyse Dit wordt de omkeerbare interactie van zoutionen met waterionen genoemd, wat leidt tot een verandering in het evenwicht tussen waterstof- en hydroxide-ionen in oplossing.
Hydrolyse is het resultaat van de polarisatie-interactie van zoutionen met hun hydratatieschil in een waterige oplossing. Hoe significanter deze interactie, hoe intenser de hydrolyse verloopt. Simpel gezegd kan de essentie van het hydrolyseproces als volgt worden weergegeven.
Kn+-kationen binden in oplossing met watermoleculen die ze hydrateren door een donor-acceptorbinding; de donor zijn de zuurstofatomen van het watermolecuul, die twee eenzame elektronenparen hebben, de acceptor zijn de kationen, die vrije atomaire orbitalen hebben. Hoe groter de lading van het kation en hoe kleiner de omvang ervan, hoe groter het polariserende effect van K n + op H 2 O.
De An‾-anionen binden aan watermoleculen door waterstofbinding. Een sterk effect van anionen kan leiden tot de volledige scheiding van het proton van het H 2 O-molecuul - de waterstofbrug wordt covalent. Hierdoor wordt een zuur of anion van het type HS‾, HCO 3 ‾, etc. gevormd.
De interactie van An‾-anionen met protonen is des te belangrijker, hoe groter de lading van het anion en hoe kleiner de straal ervan. De intensiteit van de interactie van een stof met water wordt dus bepaald door de sterkte van het polariserende effect van K n+ en An‾ op H 2 O-moleculen. Dus de kationen van de elementen van de zijsubgroepen en de elementen die er onmiddellijk op volgen ondergaan een intensere hydrolyse dan andere ionen met dezelfde lading en straal, aangezien de kernen van eerstgenoemde minder effectief worden afgeschermd door d-elektronen.
Hydrolyse - proces is het omgekeerde van de neutralisatiereactie. Als de neutralisatiereactie een exotherm en onomkeerbaar proces is, dan is hydrolyse een endotherm en omkeerbaar proces.
Neutralisatie-reactie:
2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O
sterk zwak sterk zwak
2 OH‾ + H 2 SO 3 \u003d SO 3 2- + 2 H 2 O
Hydrolyse reactie:
K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3
SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + Oh‾
Tijdens hydrolyse wordt het evenwicht van de waterdissociatie verschoven als gevolg van de binding van een van zijn ionen (H + of OH -) aan een zwak zoutelektrolyt. Wanneer H + ionen gebonden zijn, hopen OH - ionen zich op in de oplossing, de reactie van het medium zal alkalisch zijn, en wanneer OH - ionen gebonden zijn, hopen H + ionen zich op - de omgeving zal zuur zijn.
Er zijn vier varianten van de werking van water op zout.
1. Als kationen en anionen kleine ladingen en grote afmetingen hebben, dan is hun polariserende effect op watermoleculen klein, dat wil zeggen dat de interactie van het zout met H2O praktisch niet plaatsvindt. Dit geldt voor kationen waarvan de hydroxiden alkaliën zijn (bijvoorbeeld K + en Ca 2+) en voor anionen van sterke zuren (bijvoorbeeld Cl‾ en NO 3 ‾). Vandaar, zouten gevormd door een sterke base en een sterk zuur ondergaan geen hydrolyse. In dit geval het waterdissociatie-evenwicht
H 2 O ↔ H + + OH‾
in aanwezigheid van zoutionen wordt praktisch niet verstoord. Daarom zijn oplossingen van dergelijke zouten neutraal (pH ≈ 7).
2. Als zout wordt gevormd door een kation van een sterke base en een anion van een zwak zuur(S 2-, CO 3 2-, CN‾, etc.), dus Er vindt anionhydrolyse plaats. Een voorbeeld is de hydrolyse van een CH 3 COOK-zout. Zoutionen CH 3 COO - en K + interageren met ionen H + en OH - uit water. Tegelijkertijd binden acetaationen (CH 3 COO -) zich met waterstofionen (H +) tot moleculen van een zwakke elektrolyt - azijnzuur (CH 3 COOH) en OH-ionen - hopen zich op in de oplossing, waardoor deze een alkalische reactie krijgt , aangezien K+-ionen geen OH-ionen kunnen binden (KOH is een sterke elektrolyt), pH > 7 .
Moleculaire vergelijking van hydrolyse:
CH 3 SOOK + H 2 O ↔ KOH + CH 3 VN
Volledige ionische hydrolysevergelijking:
K + + CH 3 COO − + HOH ↔ K + + OH − + CH 3 COOH
gereduceerde ionische hydrolysevergelijking:
CH 3 ZOOO − + H HIJ ↔ OH − + CH 3 UNSD
Hydrolyse van Na2-zout S verloopt in stappen. Het zout wordt gevormd door een sterke base (NaOH) en een zwak dibasisch zuur (H 2 S). In dit geval bindt het zoutanion S 2− H + ionen van water, OH − ionen hopen zich op in de oplossing. De vergelijking in verkorte ionische en moleculaire vorm is:
I. S 2− + H HIJ ↔ H.S. − + OH −
Na2S + H2O ↔ NaHS+NaOH
II. HS − + H HIJ ↔ H 2 S+ OH −
NaHS + H2O ↔ NaOH + H2S
De tweede fase van hydrolyse verloopt praktisch niet onder normale omstandigheden, aangezien de accumulatie van OH-ionen een sterk alkalische reactie aan de oplossing geeft, wat leidt tot een neutralisatiereactie, een verschuiving van het evenwicht naar links in overeenstemming met het Le Chatelier-principe. Daarom wordt de hydrolyse van zouten gevormd door een sterke base en een zwak zuur onderdrukt door de toevoeging van een alkali.
Hoe groter het polariserende effect van anionen, hoe intenser de hydrolyse. In overeenstemming met de wet van massa-actie betekent dit dat de hydrolyse intensiever verloopt naarmate het zuur zwakker is.
3. Als zout wordt gevormd door een kation van een zwakke base en een anion van een sterk zuur, waarna hydrolyse plaatsvindt bij het kation. Dit gebeurt bijvoorbeeld tijdens de hydrolyse van het NH4Cl-zout (NH4OH is een zwakke base, HCl is een sterk zuur). We gooien het Cl-ion weg, omdat het een sterke elektrolyt geeft met het waterkation, waarna de hydrolysevergelijking de volgende vorm zal aannemen:
NH 4 + + H HIJ ↔ NH 4 Oh+H+ (afgekorte ionische vergelijking)
NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl (moleculaire vergelijking)
Uit de gereduceerde vergelijking blijkt dat OH-waterionen zich binden tot een zwakke elektrolyt, H+-ionen zich ophopen in de oplossing en het medium zuur wordt (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.
De hydrolyse van een zout gevormd door een polyzuurbase (bijvoorbeeld Zn(NO 3) 2) verloopt stapsgewijs via het kation van een zwakke base.
I. Zn 2+ + H HIJ ↔ ZnOH + +H+ (afgekorte ionische vergelijking)
Zn (NO 3) 2 + H 2 O ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (moleculaire vergelijking)
OH − ionen binden aan een zwakke base ZnOH +, H + ionen hopen zich op.
De tweede fase van hydrolyse vindt praktisch niet plaats onder normale omstandigheden., aangezien als gevolg van de ophoping van H + -ionen in de oplossing een sterk zure omgeving ontstaat en het evenwicht van de hydrolysereactie in de 2e fase naar links wordt verschoven:
II. ZnOH + + H HIJ ↔ Zn(Oh) 2 +H+ (afgekorte ionische vergelijking)
ZnOHNO 3 + H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (moleculaire vergelijking)
Het is duidelijk dat hoe zwakker de base is, hoe vollediger de hydrolyse is.
4. Een zout gevormd door een kation van een zwakke base en een anion van een zwak zuur ondergaat hydrolyse bij het kation en bij het anion. Een voorbeeld is het hydrolyseproces van zout CH 3 COOH 4 . We schrijven de vergelijking in ionische vorm:
NH 4 + + CH 3 COO − + HOH ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH
De hydrolyse van dergelijke zouten verloopt zeer sterk, omdat hierdoor zowel een zwakke base als een zwak zuur worden gevormd.
De reactie van het medium hangt in dit geval af van de relatieve sterkte van de base en het zuur, d.w.z. uit hun dissociatieconstanten (KD):
als K D (basen) > K D (zuren), dan pH > 7;
als KD (basis)< K Д (кислоты), то pH < 7.
In het geval van hydrolyse van CH 3 COONH 4:
KD (NH4OH) = 1,8 10-5; KD (CH 3 COOH) = 1,8 10 -5,
daarom zal de reactie van een waterige oplossing van dit zout vrijwel neutraal zijn (pH ≈ 7).
Als de base en het zuur dat het zout vormt niet alleen zwakke elektrolyten zijn, maar ook slecht oplosbaar of onstabiel en ontleden onder vorming van vluchtige producten, dan verloopt de hydrolyse van het zout in dit geval door alle fasen tot het einde, d.w.z. tot de vorming van een zwakke, slecht oplosbare base en een zwak zuur. In dit geval gaat het om onomkeerbare of volledige hydrolyse.
Het is de volledige hydrolyse die de reden is dat waterige oplossingen van sommige zouten niet kunnen worden bereid, bijvoorbeeld Cr 2 (CO 3) 3, Al 2 S 3, enz. Bijvoorbeeld:
Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Daarom kan aluminiumsulfide niet voorkomen in de vorm van waterige oplossingen; het kan alleen worden verkregen via een "droge methode", bijvoorbeeld uit elementen bij hoge temperatuur:
2Al + 3S - t ° → Al 2 S 3,
en moet worden opgeslagen in afgesloten containers om te voorkomen dat er vocht binnendringt.
Dergelijke verbindingen kunnen niet worden verkregen door een uitwisselingsreactie in een waterige oplossing. Wanneer de zouten A1 3+, Cr 3+ en Fe 3+ in oplossing reageren met sulfiden en carbonaten, slaan niet de sulfiden en carbonaten van deze kationen neer, maar hun hydroxiden:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 3H 2 S + 2Al (OH) 3 ↓ + 6NaCl
2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(OH) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl
In de beschouwde voorbeelden wordt de hydrolyse van twee zouten (AlCl 3 en Na 2 S of CrCl 3 en Na 2 CO 3) wederzijds versterkt, en loopt de reactie ten einde, aangezien de reactieproducten uit de oplossing vrijkomen in de vorm van een neerslag en gas.
Hydrolyse van zouten kan in sommige gevallen erg moeilijk zijn. (Eenvoudige hydrolysereactievergelijkingen in de gebruikelijke notatie zijn vaak voorwaardelijk.) Hydrolyseproducten kunnen alleen worden vastgesteld op basis van een analytisch onderzoek. Hydrolyseproducten van zouten die meervoudig geladen kationen bevatten, kunnen bijvoorbeeld polynucleaire complexen zijn. Dus als de oplossing van Hg 2+ alleen mononucleaire complexen bevat, dan wordt in oplossingen van Fe 3+, naast de complexen 2+ en +, een tweenucleair complex 4+ gevonden; in Be 2+-oplossingen worden voornamelijk polynucleaire complexen met de samenstelling [Be 3 (OH) 3 ] 3+ gevormd; in oplossingen van Sn 2+ worden complexe ionen 2+ , 2+ , + gevormd; in Bi 3+ oplossingen zijn er, samen met [ВiOH] 2+, complexe ionen met samenstelling 6+. Hydrolysereacties die leiden tot de vorming van polynucleaire complexen kunnen als volgt worden weergegeven:
mM k+ + nH 2 O ↔ M m (OH) n (mk - n)+ + nH +,
waarbij m varieert van 1 tot 9, en n waarden kan aannemen van 1 tot 15. Dergelijke reacties zijn mogelijk voor kationen van meer dan 30 elementen. Er is vastgesteld dat in de meeste gevallen elke lading van het ion overeenkomt met een bepaalde vorm van het complex. Dus voor M 2+-ionen is de vorm van dimeren 3+ kenmerkend, voor M 3+-ionen - 4+, en voor M 4+ - de vorm 5+ en complexer, bijvoorbeeld 8+.
Bij hoge temperaturen en hoge pH-waarden worden ook oxocomplexen gevormd:
2MOH ↔ MOM + H 2 O of
Bijvoorbeeld,
BiCl 3 + H 2 O « Bi (OH) 2Cl + 2HCl
Het Bi(OH) 2+ kation verliest gemakkelijk een watermolecuul en vormt het BiO + bismutylkation, dat een wit kristallijn neerslag geeft met het chloride-ion:
Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.
Structureel kunnen polynucleaire complexen worden weergegeven als octaëders die met elkaar zijn verbonden langs een hoekpunt, rand of vlak door middel van verschillende bruggen (O, OH, enz.).
De hydrolyseproducten van carbonaten van een aantal metalen hebben een complexe samenstelling. Dus wanneer oplosbare zouten Mg 2+, Cu 2+, Zn 2+, Pb 2+ een interactie aangaan met natriumcarbonaat, worden er geen middelmatige carbonaten gevormd, maar minder oplosbaar. hydroxocarbonaten bijvoorbeeld Cu 2 (OH) 2 CO 3, Zn 5 (OH) 6 (CO 3) 2, Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2. Een voorbeeld zijn de reacties:
5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + H 2 O → Mg 5 (OH) 2 (CO 3) 4 ↓ + 5Na 2 SO 4 + CO 2
2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2
Kwantitatief wordt hydrolyse gekenmerkt door de mate van hydrolyse H en de hydrolyseconstante K G.
De hydrolysegraad geeft aan welk deel van het zout in de oplossing (C M) hydrolyse heeft ondergaan (C Mhyd) en wordt berekend als de verhouding:
H = S M-gids / S M (100%).
Uiteraard voor een omkeerbaar hydrolyseproces H < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза H= 1 (100%). Naast de aard van het zout hangt de mate van hydrolyse af van de concentratie van het zout en de temperatuur van de oplossing.
In oplossingen met een gematigde concentratie van een opgeloste stof is de hydrolysegraad bij kamertemperatuur gewoonlijk klein. Voor zouten gevormd door een sterke base en een sterk zuur is dit vrijwel nul; voor zouten gevormd door een zwakke base en een sterk zuur of een sterke base en een zwak zuur is dit ≈1%. Dus voor een 0,01 M oplossing van NH 4 Cl H= 0,01%; voor 0,1 n. CH 3 COONH 4-oplossing H ≈ 0,5%.
Hydrolyse is een omkeerbaar proces, dus daarop is de wet van massa-actie van toepassing.
De hydrolyseconstante is de evenwichtsconstante van het hydrolyseproces, en bepaalt in zijn fysieke betekenis de mate van onomkeerbaarheid van hydrolyse. Hoe meer KG, hoe onomkeerbaarder de hydrolyse. KG heeft zijn eigen uitdrukking voor elk geval van hydrolyse.
Laten we een uitdrukking afleiden voor de hydrolyseconstante van een zout van een zwak zuur en een sterke base met NaCN als voorbeeld:
NaCN + H2O ↔ NaOH + HCN;
Na + + CN - + H2O ↔ Na + + OH - + HCN;
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
K is gelijk aan = / .
Het heeft de hoogste waarde, die praktisch niet verandert tijdens de reactie, dus het kan voorwaardelijk als constant worden beschouwd. Als we vervolgens de teller en de noemer vermenigvuldigen met de concentratie van protonen en een constante waterconcentratie in een constante introduceren, krijgen we:
K is gelijk aan \u003d K W / K D (zuur) \u003d K G
sinds / \u003d 1 / K D (zuur)
Omdat K W een constante is en gelijk is aan 10 -14, is het duidelijk dat hoe lager de K D van een zwak zuur, waarvan het anion deel uitmaakt van het zout, hoe groter de K G is.
Op dezelfde manier krijgen we voor een zout dat wordt gehydrolyseerd door een kation (bijvoorbeeld NH 4 Cl):
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (afgekorte hydrolysevergelijking)
K is gelijk aan = /
KG \u003d K gelijk \u003d K W / K D (basis)
In deze uitdrukking worden de teller en de noemer van de breuk vermenigvuldigd met . Het is duidelijk dat hoe lager de K D van een zwakke base, waarvan het kation deel uitmaakt van het zout, hoe groter de K G is.
Als het zout wordt gevormd door een zwakke base en een zwak zuur (bijvoorbeeld NH 4 CN), dan is de gereduceerde hydrolysevergelijking:
NH 4 + + CN - + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN
K is gelijk aan / ,
In deze uitdrukking voor K worden de teller en de noemer van de breuk vermenigvuldigd met ·, dus de uitdrukking voor KG heeft de vorm:
KG \u003d K W / (K D (zuren) K D (basisch)).
Zoals volgt uit de bovenstaande uitdrukkingen, de hydrolyseconstante is omgekeerd evenredig met de dissociatieconstante van een zwakke elektrolyt betrokken bij de vorming van het zout (als twee zwakke elektrolyten betrokken zijn bij de vorming van het zout, dan is KG omgekeerd evenredig met het product van hun dissociatieconstanten).
Beschouw de hydrolyse van een meervoudig geladen ion. Neem Na2CO3.
I. CO 3 2- + H 2 O "HCO 3 - + OH -
K G (I) = / × ( / ) = K W / K D (II) ,
dat wil zeggen, de tweede dissociatieconstante komt voor in de uitdrukking voor de hydrolyseconstante voor de eerste fase, en voor de tweede fase van hydrolyse
HCO 3 - + H 2 O "H 2 CO 3 + OH -
K G (II) = / × ( / ) = K W / K D (I)
KD (I) = 4×10 -7 KD (II) = 2,5×10 -8
KG (II) = 5,6 × 10 -11 KG (I) = 1,8 × 10 -4
Dus KG(I) >> KG(II), de constante, en dus de mate van de eerste hydrolysefase, is veel groter dan de daaropvolgende.
Mate van hydrolyse is de waarde van een vergelijkbare mate van dissociatie. De relatie tussen de graad en de hydrolyseconstante is vergelijkbaar met die voor de graad en de dissociatieconstante.
Als in het algemene geval de initiële concentratie van het anion van een zwak zuur wordt aangegeven met C o (mol / l), dan is C o H(mol/l) is de concentratie van dat deel van het anion A - dat hydrolyse heeft ondergaan en C o heeft gevormd H(mol/l) zwak zuur HA en C o H(mol/l) hydroxidegroepen.
A - + H 2 O ↔ HA + OH -,
C o-C o H C o H C o H
dan KG \u003d / \u003d C o H Over H/ (C o-C o H) = C o H 2 / (1-H).
Bij H << 1 K Г = С о H 2 H\u003d √ KD / C o.
Zeer vergelijkbaar met de verwateringswet van Ostwald.
C o H, we krijgen:
KG \u003d C o H Over H/ C o \u003d 2 / C o, van waar
\u003d √ KG · C o.
Op soortgelijke wijze kan worden aangetoond dat bij hydrolyse aan het kation
\u003d √ KG · C o.
Het vermogen van zouten om hydrolyse te ondergaan hangt dus af van twee factoren:
de eigenschappen van de ionen die het zout vormen;
externe factoren.
Hoe kan het evenwicht van hydrolyse worden verschoven?
1) Toevoeging van ionen met dezelfde naam. Omdat tijdens omkeerbare hydrolyse een dynamisch evenwicht tot stand komt, kan het evenwicht, in overeenstemming met de wet van de massawerking, in de ene of de andere richting worden verschoven door een zuur of base in de oplossing te brengen. De introductie van een zuur (H + kationen) onderdrukt de hydrolyse van het kation, de toevoeging van een alkali (OH – anionen) onderdrukt de hydrolyse van het anion. Dit wordt vaak gebruikt om het hydrolyseproces te versterken of te onderdrukken.
2) Uit de formule voor H het is duidelijk dat verdunning bevordert hydrolyse. De toename van de hydrolysegraad van natriumcarbonaat
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
bij het verdunnen van de oplossing illustreert fig. 20.
Rijst. 20. Afhankelijkheid van de hydrolysegraad van Na 2 CO 3 van verdunning bij 20°С
3) Een verhoging van de temperatuur bevordert de hydrolyse. De dissociatieconstante van water neemt in grotere mate toe met toenemende temperatuur dan de dissociatieconstanten van hydrolyseproducten - zwakke zuren en basen, daarom neemt bij verhitting de hydrolysegraad toe. Het is gemakkelijk om op een andere manier tot deze conclusie te komen: aangezien de neutralisatiereactie exotherm is (DH = -56 kJ / mol), is hydrolyse, omdat het het tegenovergestelde proces is, endotherm, en daarom veroorzaakt verwarming, in overeenstemming met het principe van Le Chatelier een toename van de hydrolyse. Rijst. 21 illustreert het effect van de temperatuur op de hydrolyse van chroom(III)chloride.
CrCl3 + HOH ↔ CrOHCl2 + HCl
Rijst. 21. Afhankelijkheid van de mate van hydrolyse van CrCl3 van de temperatuur
In de chemische praktijk is kationhydrolyse van zouten gevormd door een meervoudig geladen kation en een enkelvoudig geladen anion, bijvoorbeeld AlCl3, zeer gebruikelijk. In oplossingen van deze zouten wordt een minder gedissocieerde verbinding gevormd als gevolg van de toevoeging van één hydroxide-ion aan een metaalion. Gegeven dat het Al 3+-ion in de oplossing gehydrateerd is, kan de eerste fase van hydrolyse worden uitgedrukt door de vergelijking
3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +
Bij gewone temperatuur is de hydrolyse van zouten van meervoudig geladen kationen praktisch beperkt tot dit stadium. Bij verhitting vindt hydrolyse plaats in de tweede fase:
2+ + HOH ↔ + + H 3 O +
De zure reactie van een waterige zoutoplossing wordt dus verklaard door het feit dat het gehydrateerde kation een proton verliest en de H 2 O-aquagroep wordt omgezet in de OH‾ hydroxogroep. In het beschouwde proces kunnen ook complexere complexen worden gevormd, bijvoorbeeld 3+, evenals complexe ionen in de vorm 3- en [АlO 2 (OH) 2 ] 3- . Het gehalte aan verschillende hydrolyseproducten is afhankelijk van de reactieomstandigheden (concentratie van de oplossing, temperatuur, aanwezigheid van andere stoffen). De duur van het proces is ook belangrijk, omdat het evenwicht tijdens de hydrolyse van zouten van meervoudig geladen kationen meestal langzaam wordt bereikt.
vertaling
1 HYDROLYSE VAN ORGANISCHE EN ANORGANISCHE STOFFEN
2 Hydrolyse (van het oude Griekse “ὕδωρ” water en “λύσις” ontleding) is een van de soorten chemische reacties waarbij, wanneer stoffen in wisselwerking treden met water, de oorspronkelijke stof ontleedt onder vorming van nieuwe verbindingen. Het hydrolysemechanisme van verbindingen van verschillende klassen: - zouten, koolhydraten, vetten, esters, enz. kent aanzienlijke verschillen
3 Hydrolyse van organische stoffen Levende organismen voeren de hydrolyse van verschillende organische stoffen uit in de loop van reacties met deelname van ENZYMEN. Tijdens de hydrolyse worden bijvoorbeeld EIWITTEN, met medewerking van spijsverteringsenzymen, afgebroken tot AMINOZUREN, VETTEN tot GLYCEROL en VETZUREN, POLYSACCHARIDEN (bijvoorbeeld zetmeel en cellulose) tot MONOSACCHARIDEN (bijvoorbeeld tot GLUCOSE), NUCLEENZUREN tot gratis NUCLEOTIDEN. Wanneer vetten worden gehydrolyseerd in aanwezigheid van alkaliën, wordt zeep verkregen; hydrolyse van vetten in aanwezigheid van katalysatoren wordt gebruikt om glycerol en vetzuren te verkrijgen. Ethanol wordt verkregen door hydrolyse van hout en turfhydrolyseproducten worden gebruikt bij de productie van voedergist, was, meststoffen, enz.
4 1. Hydrolyse van organische verbindingen. Vetten worden gehydrolyseerd om glycerol en carbonzuren te verkrijgen (verzeping met NaOH):
5 Zetmeel en cellulose worden gehydrolyseerd tot glucose:
7 TEST 1. Tijdens de hydrolyse van vetten, 1) alcoholen en minerale zuren 2) aldehyden en carbonzuren 3) eenwaardige alcoholen en carbonzuren 4) glycerol en carbonzuren ANTWOORD: 4 2. Hydrolyse ondergaat: 1) Acetyleen 2) Cellulose 3 ) Ethanol 4) Methaan ANTWOORD: 2 3. Hydrolyse ondergaat: 1) Glucose 2) Glycerine 3) Vet 4) Azijnzuur ANTWOORD: 3
8 4. Tijdens de hydrolyse van esters worden het volgende gevormd: 1) Alcoholen en aldehyden 2) Carbonzuren en glucose 3) Zetmeel en glucose 4) Alcoholen en carbonzuren ANTWOORD: 4 5. Wanneer hydrolyse van zetmeel wordt verkregen: 1) Sucrose 2) Fructose 3) Maltose 4) Glucose ANTWOORD: 4
9 2. Omkeerbare en onomkeerbare hydrolyse Bijna alle beschouwde hydrolysereacties van organische stoffen zijn omkeerbaar. Maar er is ook onomkeerbare hydrolyse. De algemene eigenschap van onomkeerbare hydrolyse is dat één (bij voorkeur beide) hydrolyseproducten uit de reactiesfeer moet worden verwijderd in de vorm van: - SEDIMENT, - GAS. CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂ Bij de hydrolyse van zouten: Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ + 3CH₄ Al₂S₃ + 6 H₂O CaH₂ + 2 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S = 2Ca(OH)₂ + H₂
10 HYDROLYSE SOLEY Hydrolyse van zouten is een soort hydrolysereacties die wordt veroorzaakt door het optreden van ionenuitwisselingsreacties in oplossingen van (waterige) oplosbare elektrolytzouten. De drijvende kracht achter dit proces is de interactie van ionen met water, wat leidt tot de vorming van een zwakke elektrolyt in ionische of moleculaire vorm (“ionenbinding”). Maak onderscheid tussen omkeerbare en onomkeerbare hydrolyse van zouten. 1. Hydrolyse van een zout van een zwak zuur en een sterke base (anionhydrolyse). 2. Hydrolyse van een zout van een sterk zuur en een zwakke base (kationhydrolyse). 3. Hydrolyse van het zout van een zwak zuur en een zwakke base (onomkeerbaar) Het zout van een sterk zuur en een sterke base ondergaat geen hydrolyse
12 1. Hydrolyse van een zout van een zwak zuur en een sterke base (anionhydrolyse): (oplossing heeft een alkalisch milieu, de reactie is omkeerbaar, de hydrolyse in de tweede fase verloopt in onbeduidende mate) 2. Hydrolyse van een zout van een sterk zuur en een zwakke base (kationenhydrolyse): (de oplossing heeft een zuur milieu, de reactie verloopt reversibel, de hydrolyse in de tweede fase verloopt in onbeduidende mate)
13 3. Hydrolyse van een zout van een zwak zuur en een zwakke base: (het evenwicht verschuift naar de producten, de hydrolyse verloopt vrijwel volledig, aangezien beide reactieproducten de reactiezone verlaten in de vorm van een neerslag of gas). Het zout van een sterk zuur en een sterke base ondergaat geen hydrolyse en de oplossing is neutraal.
14 SCHEMA VAN NATRIUMCARBONAATHYDROLYSE NaOH sterke base Na₂CO₃ H₂CO₃ zwak zuur > [H]+ BASISMIDDELZUURZOUT, ANION hydrolyse
15 Eerste hydrolysestap Na₂CO₃ + H₂O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H₂O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO₃ ² + H₂O OH + HCO₃ Tweede hydrolysestap NaHCO₃ + H₂O = NaOH + H₂CO ₃ CO₂ H₂O Na+ + HCO₃ + H₂O = Na+ + OH + CO₂ + H₂O HCO₃ + H₂O = OH + CO₂ + H₂O
16 KOPER(II)CHLORIDEHYDROLYSESCHEMA Cu(OH)₂ zwakke base CuCl₂ HCl sterk zuur< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ
17 Eerste hydrolysefase CuCl₂ + H₂O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H₂O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H₂O (CuOH)+ + H+ Tweede hydrolysefase (СuOH) Cl + H₂O Cu(OH)₂ + HCl (Cu OH)+ + Cl + H₂O Cu(OH)₂ + H+ + Cl (CuOH)+ + H₂O Cu(OH)₂ + H+
18 ALUMINIUMSULFIDEHYDROLYSESCHEMA Al₂S₃ Al(OH)₃ H₂S zwakke base zwak zuur = [H]+ NEUTRALE REACTIE VAN HET MIDDEL onomkeerbare hydrolyse
19 Al₂S₃ + 6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S HYDROLYSE VAN NATRIUMCHLORIDE NaCl NaOH HCl sterke base sterk zuur = [H]+ NEUTRALE REACTIE VAN HET MILIEU er vindt geen hydrolyse plaats NaCl + H₂O = NaOH + HCl Na+ + Cl + H₂O = Na+ + OH + H+ + Cl
20 Transformatie van de aardkorst Zorgen voor een licht alkalisch milieu voor zeewater DE ROL VAN HYDROLYSE IN HET MENSELIJK LEVEN Wasserij Afwassen Wassen met zeep Verteringsprocessen
21 Schrijf de hydrolysevergelijkingen op: A) K₂S B) FeCl₂ C) (NH₄)₂S D) BaI₂ K₂S: KOH is een sterke base H₂S zwak zuur HS + K+ + OH S² + H₂O HS + OH FeCl₂ : Fe(OH)₂ - zwakke base HCL - sterk zuur FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H₂O (FeOH)+ + H+
22(NH4)₂S: NH4OH - zwakke base; H₂S - zwak zuur HI - sterk zuur HYDROLYSE NR
23 Voer uit op een vel papier. Lever je werk de volgende les in bij de docent.
25 7. Een waterige oplossing van welke van de zouten heeft een neutraal milieu? a) Al(NO₃)₃ b) ZnCl₂ c) BaCl₂ d) Fe(NO₃)₂ 8. In welke oplossing is de kleur van lakmoes blauw? a) Fe₂(SO₄)₃ b) K₂S c) CuCl₂ d) (NH₄)₂SO₄
26 9. Hydrolyse is niet onderhevig aan 1) kaliumcarbonaat 2) ethaan 3) zinkchloride 4) vet 10. Tijdens de hydrolyse van vezels (zetmeel) kan het volgende worden gevormd: 1) glucose 2) alleen sucrose 3) alleen fructose 4) kooldioxide en water 11. Het oplossingsmedium als gevolg van de hydrolyse van natriumcarbonaat 1) alkalisch 2) sterk zuur 3) zuur 4) neutraal 12. Hydrolyse ondergaat 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4 ) Na 2 DUS 4
27 13. Hydrolyse is niet onderworpen aan 1) ijzersulfaat 2) alcoholen 3) ammoniumchloride 4) esters
28 PROBLEEM Leg uit waarom er bij het gieten van oplossingen - FeCl₃ en Na₂CO₃ - neerslaat en gas vrijkomt? 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂
29 Fe+³ + H₂O (FeOH)+² + H+ CO₃ ² + H₂O HCO₃ + OH CO₂ + H₂O Fe(OH)₃
Hydrolyse is een reactie van de metabolische afbraak van stoffen door water. Hydrolyse van organische stoffen Anorganische stoffen Zouten Hydrolyse van organische stoffen Eiwitten Halogeenalkanen Esters (vetten) Koolhydraten
HYDROLYSE Algemene concepten Hydrolyse is een uitwisselingsreactie van de interactie van stoffen met water, die leidt tot hun ontbinding. Hydrolyse kan worden onderworpen aan anorganische en organische stoffen van verschillende klassen.
Graad 11. Onderwerp 6. Les 6. Hydrolyse van zouten. Het doel van de les: bij studenten het concept van hydrolyse van zouten vormen. Taken: Educatief: leerlingen leren de aard van de omgeving van zoutoplossingen te bepalen aan de hand van hun samenstelling, te componeren
MOU middelbare school 1 Serukhova, regio Moskou Antoshina Tatyana Aleksandrovna, leraar scheikunde "Studie van hydrolyse in de 11e klas." In groep 9 maken de leerlingen voor het eerst kennis met hydrolyse aan de hand van het voorbeeld anorganisch
Hydrolyse van zouten Het werk werd uitgevoerd door de leraar van de hoogste categorie Timofeeva V.B. Wat is hydrolyse Hydrolyse is het proces van de uitwisselingsinteractie van complexe stoffen met water. Hydrolyse De interactie van zout met water, als resultaat
Ontwikkeld door: leraar scheikunde aan de stavoor speciaal onderwijs "Zakamensk Agro-Industrial College" Salisova Lyubov Ivanovna Methodologische handleiding over het scheikundeonderwerp "Hydrolyse" Dit leerboek presenteert een gedetailleerd theoretisch
1 Theorie. Ionen-moleculaire vergelijkingen van ionenuitwisselingsreacties Ionenuitwisselingsreacties zijn reacties tussen elektrolytoplossingen, waardoor ze hun ionen uitwisselen. Ionische reacties
18. Ionische reacties in oplossingen Elektrolytische dissociatie. Elektrolytische dissociatie is de afbraak van moleculen in oplossing om positief en negatief geladen ionen te vormen. De mate van verval hangt ervan af
MINISTERIE VAN ONDERWIJS EN WETENSCHAP VAN DE REGIO KRASNODAR Staatsbudgettaire professionele onderwijsinstelling van het Krasnodar-gebied "Krasnodar Information Technology College" Lijst
12. Carbonylverbindingen. carbonzuren. Koolhydraten. Carbonylverbindingen Carbonylverbindingen omvatten aldehyden en ketonen, in de moleculen waarvan zich een carbonylgroep bevindt.
Waterstofindicator ph Indicatoren Essentie van hydrolyse Soorten zouten Algoritme voor het opstellen van vergelijkingen voor hydrolyse van zouten Hydrolyse van verschillende soorten zouten Methoden voor het onderdrukken en verbeteren van hydrolyse Oplossing van tests B4 Waterstof
P \ n Thema Les I II III 9e leerjaar, academiejaar 2014-2015, basisniveau, scheikunde Lesonderwerp Aantal uren Geschatte termen Kennis, vaardigheden, vaardigheden. Theorie van elektrolytische dissociatie (10 uur) 1 Elektrolyten
Zouten Definitie Zouten zijn complexe stoffen gevormd door een metaalatoom en een zuurresidu. Classificatie van zouten 1. Middelmatige zouten, bestaan uit metaalatomen en zure resten: NaCl natriumchloride. 2. Zuur
Taken A24 in de scheikunde 1. Oplossingen van koper (ii) chloride en 1) calciumchloride 2) natriumnitraat 3) aluminiumsulfaat 4) natriumacetaat hebben dezelfde reactie van het medium. Koper (ii) chloride is een zout, gevormd door een zwakke basis
Gemeentelijke budgettaire onderwijsinstelling middelbare school 4 Baltiysk Werkprogramma van het vak "Chemie" graad 9, niveau basisniveau Baltiysk 2017
Takenbank voor de tussentijdse certificering van studenten in graad 9 A1. De structuur van het atoom. 1. De lading van de kern van het koolstofatoom 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. De lading van de kern van het natriumatoom 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Het getal van protonen in de kern
3 Elektrolytoplossingen Vloeibare oplossingen worden onderverdeeld in elektrolytoplossingen die elektrische stroom kunnen geleiden, en niet-elektrolytoplossingen, die niet elektrisch geleidend zijn. opgelost in niet-elektrolyten
Grondbeginselen van de theorie van elektrolytische dissociatie Michael Faraday 22.IX.1791 25.VIII. 1867 Engelse natuurkundige en scheikundige. In de eerste helft van de 19e eeuw introduceerde het concept van elektrolyten en niet-elektrolyten. Stoffen
Vereisten voor het voorbereidingsniveau van studenten Na het bestuderen van de stof van graad 9 moeten studenten: Chemische elementen benoemen met symbolen, stoffen met formules, tekens en voorwaarden voor de implementatie van chemische reacties,
Les 14 Hydrolyse van zouten Test 1 1. Alkalische oplossing heeft een oplossing l) Pb (NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. In een waterige oplossing van welke stof is het medium neutraal? l) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO
INHOUD VAN HET PROGRAMMA Sectie 1. Chemisch element Onderwerp 1. De structuur van atomen. Periodiek recht en periodiek systeem van chemische elementen D.I. Mendelejev. Moderne ideeën over de structuur van atomen.
Chemische eigenschappen van zouten (medium) VRAAG 12 Zouten zijn complexe stoffen bestaande uit metaalatomen en zuurresten. Voorbeelden: Na 2 CO 3 natriumcarbonaat; FeCl3-ijzer(III)chloride; Al2 (SO4) 3
1. Welke van de volgende beweringen is waar voor verzadigde oplossingen? 1) een verzadigde oplossing kan worden geconcentreerd, 2) een verzadigde oplossing kan worden verdund, 3) een verzadigde oplossing kan dat niet
Gemeentelijke budgettaire onderwijsinstelling middelbare school 1 van het dorp Pavlovskaya van de gemeente Pavlovsky district van het Krasnodar-gebied Studentenopleidingssysteem
MINISTERIE VAN ONDERWIJS EN WETENSCHAP VAN DE STAATSBEGROTING VAN KRASNODAR KRAI ONDERWIJSINSTELLING VOOR SECUNDAIR BEROEPSONDERWIJS "NOVOROSSIYSK COLLEGE VOOR RADIO-ELEKTRONISCHE INSTRUMENTEN MAKING"
I. Vereisten voor het voorbereidingsniveau van studenten Als gevolg van het beheersen van de sectie moeten studenten het volgende kennen/begrijpen: chemische symbolen: tekens van chemische elementen, formules van chemicaliën en vergelijkingen van chemische stoffen
Gemiddelde certificering in scheikunde 10-11 klassen Voorbeeld A1 Een vergelijkbare configuratie van het externe energieniveau heeft koolstofatomen en 1) stikstof 2) zuurstof 3) silicium 4) fosfor A2. Onder de elementen aluminium
Herhaling van A9 en A10 (eigenschappen van oxiden en hydroxiden); A11 Karakteristieke chemische eigenschappen van zouten: medium, zuur, basisch; complex (naar het voorbeeld van aluminium- en zinkverbindingen) A12 De relatie van anorganisch
TOELICHTING Het werkprogramma is samengesteld op basis van het Voorbeeldprogramma van de algemene basisvorming in de scheikunde, evenals het programma van de cursus scheikunde voor studenten in de groepen 8-9 van algemene onderwijsinstellingen
Test in scheikunde graad 11 (basisniveau) Test "Soorten chemische reacties (chemie graad 11, basisniveau) Optie 1 1. Vul de reactievergelijkingen in en geef hun type aan: a) Al 2 O 3 + HCl, b) Na 2 O + H2O,
Opgave 1. In welke van deze mengsels kunnen zouten van elkaar worden gescheiden met behulp van water en een filterapparaat? a) BaSO 4 en CaCO 3 b) BaSO 4 en CaCl 2 c) BaCl 2 en Na 2 SO 4 d) BaCl 2 en Na 2 CO 3
Elektrolytoplossingen OPTIE 1 1. Schrijf vergelijkingen voor het proces van elektrolytische dissociatie van jodiumzuur, koper (I) hydroxide, orthoarseenzuur, koper (II) hydroxide. Schrijf uitdrukkingen
Scheikunde les. (Graad 9) Onderwerp: Ionenuitwisselingsreacties. Doel: Concepten vormen over ionenuitwisselingsreacties en de voorwaarden voor hun optreden, complete en verkorte ion-moleculaire vergelijkingen en vertrouwd raken met het algoritme
HYDROLYSE VAN ZOUTEN TA Kolevich, Vadim E. Matulis, Vitaly E. Matulis 1. Water als een zwakke elektrolyt Waterstofindex (pn) van een oplossing Laten we ons de structuur van een watermolecuul herinneren. Zuurstofatoom gebonden aan waterstofatomen
Onderwerp ELEKTROLYTISCHE DISSOCIATIE. IONENWISSELREACTIES Inhoud te testen element Taakvorm Max. score 1. Elektrolyten en niet-elektrolyten VO 1 2. Elektrolytische dissociatie van VO 1 3. Voorwaarden voor onomkeerbaar
18 Legende bij optie 1 Schrijf de reactievergelijkingen die overeenkomen met de volgende reeksen chemische transformaties: 1. Si SiH 4 SiО 2 H 2 SiО 3 ; 2. Cu. Cu (OH) 2 Cu (N0 3) 2 Cu 2 (OH) 2 CO 3; 3. Methaan
Regio Ust-Donetsk h. Krim gemeentelijke budgettaire onderwijsinstelling Krim middelbare school GOEDGEKEURD Beschikking gedateerd 2016 Directeur van de school I.N. Kalitventseva Werkprogramma
Individueel huiswerk 5. WATERSTOFINDICATOR VAN HET MILIEU. HYDROLYSE VAN ZOUTEN THEORETISCH DEEL Elektrolyten zijn stoffen die elektrische stroom geleiden. Het proces waarbij een stof onder invloed van een oplosmiddel in ionen uiteenvalt
1. De belangrijkste eigenschappen worden vertoond door het externe oxide van het element: 1) zwavel 2) stikstof 3) barium 4) koolstof 2. Welke van de formules komt overeen met de uitdrukking van de mate van dissociatie van elektrolyten: =
Taken A23 in de scheikunde 1. De verkorte ionische vergelijking komt overeen met de interactie
1 Hydrolyse De antwoorden op de opdrachten zijn een woord, een zin, een getal of een reeks woorden, getallen. Schrijf uw antwoord zonder spaties, komma's of andere extra tekens. Match tussen
Takenbank 11e leerjaar scheikunde 1. De elektronische configuratie komt overeen met het ion: 2. De deeltjes en en en en hebben dezelfde configuratie 3. Het magnesium en
GEMEENTELIJKE BEGROTING ONDERWIJSINSTELLING "SCHOOL 72" VAN HET STADSDISTRICT SAMARA BESCHOUWD tijdens een bijeenkomst van de methodologische vereniging van leraren (voorzitter van de regio Moskou: handtekening, volledige naam) protocol van 20
We bestuderen het effect van een universele indicator op oplossingen van sommige zouten 
Zoals we kunnen zien is de omgeving van de eerste oplossing neutraal (pH=7), de tweede is zuur (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Hoe leg je zo'n interessant feit uit? 🙂
Laten we eerst onthouden wat de pH is en waar deze van afhangt.
pH is een waterstofindicator, een maatstaf voor de concentratie waterstofionen in een oplossing (volgens de eerste letters van de Latijnse woorden potentia hydrogeni - de sterkte van waterstof).
De pH wordt berekend als de negatieve decimale logaritme van de concentratie waterstofionen, uitgedrukt in mol per liter:
In zuiver water van 25 °C zijn de concentraties waterstofionen en hydroxide-ionen hetzelfde en bedragen ze 10-7 mol/l (pH=7).
Wanneer de concentraties van beide soorten ionen in een oplossing hetzelfde zijn, is de oplossing neutraal. Wanneer > de oplossing zuur is, en wanneer > - alkalisch.
Waardoor is er in sommige waterige zoutoplossingen een schending van de gelijkheid van de concentraties van waterstofionen en hydroxide-ionen?
Feit is dat er een verschuiving is in het evenwicht van waterdissociatie als gevolg van de binding van een van zijn ionen (of) met zoutionen met de vorming van een slecht gedissocieerd, nauwelijks oplosbaar of vluchtig product. Dit is de essentie van hydrolyse.
- dit is de chemische interactie van zoutionen met waterionen, wat leidt tot de vorming van een zwakke elektrolyt - een zuur (of zuur zout) of een base (of basisch zout).
Het woord "hydrolyse" betekent ontleding door water ("hydro" - water, "lyse" - ontleding).
Afhankelijk van welk zoution interageert met water, zijn er drie soorten hydrolyse:
- hydrolyse door kation (alleen kation reageert met water);
- anionhydrolyse (alleen anion reageert met water);
- gezamenlijke hydrolyse - hydrolyse door kation en anion (zowel kation als anion reageren met water).
Elk zout kan worden beschouwd als een product dat wordt gevormd door de interactie van een base en een zuur:
Zouthydrolyse - de interactie van de ionen met water, wat leidt tot het verschijnen van een zure of alkalische omgeving, maar niet gepaard gaat met de vorming van een neerslag of gas.
Het hydrolyseproces verloopt alleen met deelname oplosbaar zout en bestaat uit twee fasen:
1)dissociatie zout in oplossing onomkeerbaar reactie (mate van dissociatie, of 100%);
2) eigenlijk , d.w.z. interactie van zoutionen met water omkeerbaar reactie (hydrolysegraad ˂ 1, oftewel 100%)
De vergelijkingen van de eerste en tweede fase - de eerste is onomkeerbaar, de tweede is omkeerbaar - kunnen niet worden opgeteld!
Merk op dat zouten gevormd worden door kationen alkaliën en anionen sterk zuren ondergaan geen hydrolyse, ze dissociëren alleen als ze in water worden opgelost. In oplossingen van zouten KCl, NaNO 3 , NaSO 4 en BaI, het medium neutrale.
Anionhydrolyse
In geval van interactie anionen opgelost zout met water heet het proces zouthydrolyse aan het anion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dissociatie)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hydrolyse)
De dissociatie van het KNO 2-zout verloopt volledig, de hydrolyse van het NO 2-anion - in zeer kleine mate (voor een 0,1 M oplossing - met 0,0014%), maar dit blijkt voldoende te zijn om de oplossing te laten veranderen alkalisch(onder de hydrolyseproducten bevindt zich een OH-ion -), daarin P H=8,14.
Anionen ondergaan alleen hydrolyse zwak zuren (in dit voorbeeld het nitrietion NO 2 dat overeenkomt met het zwakke salpeterigzuur HNO 2). Het anion van een zwak zuur trekt het waterstofkation dat in water aanwezig is naar zich toe en vormt een molecuul van dit zuur, terwijl het hydroxide-ion vrij blijft:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Voorbeelden:
a) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
d) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH -
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Houd er rekening mee dat u in de voorbeelden (c-e) het aantal watermoleculen niet kunt verhogen en in plaats van hydroanionen (HCO 3, HPO 4, HS) de formules van de overeenkomstige zuren (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S) kunt schrijven. ). Hydrolyse is een omkeerbare reactie en kan niet “tot het einde” (vóór de vorming van een zuur) doorgaan.
Als zo'n onstabiel zuur als H 2 CO 3 zou worden gevormd in een oplossing van zijn NaCO 3-zout, dan zou CO 2 vrijkomen uit de gasoplossing (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Wanneer soda echter in water wordt opgelost, wordt een transparante oplossing gevormd zonder gasontwikkeling, wat een bewijs is van de onvolledigheid van de hydrolyse van het anion met het verschijnen in de oplossing van alleen koolzuurhydranionen HCO 3 -.
De mate van zouthydrolyse door het anion hangt af van de mate van dissociatie van het hydrolyseproduct, het zuur. Hoe zwakker het zuur, hoe hoger de hydrolysegraad. CO 3 2-, PO 4 3- en S 2--ionen ondergaan bijvoorbeeld in grotere mate hydrolyse dan het NO 2-ion, sinds de dissociatie van H 2 CO 3 en H 2 S in de tweede fase, en H 3 PO 4 in de 3e fase verloopt veel minder dan de dissociatie van het HN02-zuur. Daarom zullen oplossingen zoals Na 2 CO 3, K 3 PO 4 en BaS dat wel doen zeer alkalisch(wat gemakkelijk te verifiëren is door de zeepachtigheid van frisdrank bij aanraking) .
Een teveel aan OH-ionen in een oplossing is eenvoudig waar te nemen met een indicator of te meten met speciale instrumenten (pH-meters).
Als je in een geconcentreerde oplossing van een zout zit dat sterk wordt gehydrolyseerd door het anion,
Voeg bijvoorbeeld Na 2 CO 3 aluminium toe, waarna dit laatste (als gevolg van amfoterisme) zal reageren met alkali en er zal waterstofontwikkeling worden waargenomen. Dit is een aanvullend bewijs van hydrolyse, omdat we geen NaOH-alkali aan de soda-oplossing hebben toegevoegd!
Besteed speciale aandacht aan zouten van zuren met gemiddelde sterkte - orthofosforzuur en zwavelachtig. In de eerste fase dissociëren deze zuren vrij goed, zodat hun zure zouten geen hydrolyse ondergaan, en het medium van de oplossing van dergelijke zouten zuur is (vanwege de aanwezigheid van een waterstofkation in de samenstelling van het zout). En de gemiddelde zouten worden gehydrolyseerd door het anion - het medium is alkalisch. Hydrosulfieten, hydrofosfaten en dihydrofosfaten worden dus niet door het anion gehydrolyseerd, het medium is zuur. Sulfieten en fosfaten worden door het anion gehydrolyseerd, de omgeving is alkalisch.
Hydrolyse door kation
In het geval van de interactie van een kation van een opgelost zout met water wordt het proces genoemd
zouthydrolyse aan het kation
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (dissociatie)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hydrolyse)
De dissociatie van het Ni (NO 3) 2-zout verloopt volledig, de hydrolyse van het Ni 2+-kation - in zeer kleine mate (voor een 0,1 M oplossing - met 0,001%), maar dit blijkt voldoende te zijn voor het medium zuur worden (onder de hydrolyseproducten bevindt zich een H + ion).
Alleen kationen van slecht oplosbare basische en amfotere hydroxiden en het ammoniumkation ondergaan hydrolyse. NH4+. Het metaalkation splitst het hydroxide-ion af van het watermolecuul en laat het waterstofkation H+ vrij.
Als resultaat van hydrolyse vormt het ammoniumkation een zwakke base - ammoniakhydraat en een waterstofkation:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Houd er rekening mee dat u het aantal watermoleculen niet kunt verhogen en in plaats van hydroxokaties (bijvoorbeeld NiOH +) hydroxideformules kunt schrijven (bijvoorbeeld Ni (OH) 2). Als er hydroxiden zouden worden gevormd, zouden er neerslagen uit zoutoplossingen vallen, wat niet wordt waargenomen (deze zouten vormen transparante oplossingen).
Een teveel aan waterstofkationen is eenvoudig op te sporen met een indicator of te meten met speciale instrumenten. Magnesium of zink wordt in een geconcentreerde oplossing van een zout gebracht dat sterk wordt gehydrolyseerd door het kation, waarna dit laatste reageert met het zuur, waarbij waterstof vrijkomt.
Als het zout onoplosbaar is, vindt er geen hydrolyse plaats, omdat de ionen geen interactie hebben met water.